Repaso de química 1º bachiller 2014




descargar 49.84 Kb.
títuloRepaso de química 1º bachiller 2014
fecha de publicación19.01.2016
tamaño49.84 Kb.
tipoDocumentos
med.se-todo.com > Química > Documentos
REPASO DE QUÍMICA 1º BACHILLER 2014
1. Comenta el sentido físico de los cuatro números cuánticos.
2. Responde razonadamente: a) ¿Los orbitales 2px, 2py, 2pz tienen la misma energía? ¿Por qué el número de orbitales d es 5?
3. Responde, razonadamente, a las siguientes preguntas: Escribe las configuraciones electrónicas del átomo e iones siguientes: Al (Z = 13); Na+ (Z = 11) ; O2- (Z = 8). ¿Cuál o cuáles tienen electrones desapareados?
4. Dados los siguientes grupos de números cuánticos: (3, 2, 0); (2, 3, 0); (3, 3, 2); (3, 0, 0); (2, –1, 1); (4, 2, 0). Indica: a) cuáles no son permitidos y por qué. b) los orbitales atómicos de los grupos cuyos números cuánticos sean posibles.
5. Indica los números cuánticos de los siguientes orbitales y ordénalos en forma creciente de energías: 4f, 3d, 5s, 4p.
6. Dados los siguientes elementos: Na, Fe, S, I, U, As, Br, Sn, Lu, K y Ra, responde: ¿a qué familias pertenecen? ¿Algunos se hallan en el mismo periodo o en el mismo grupo? ¿Cuáles son elementos representativos?
7. Indica los números cuánticos del electrón diferenciador del elemento z = 20
8. Cuatro elementos tienen de números atómicos: 2, 11, 17 y 25. Indica:

a) El grupo y el periodo al que pertenecen. b) Cuáles son metales y cuáles no metales.
9. Razona cuál de ambas se corresponde con la ordenación en función de sus radios iónicos: a) Be2+ < Li+ < F- < N3-; y b) Li+ < Be2+ < N3- < F-.

Ordena de mayor a menor los radios de los elementos de que proceden.
10. Indica los posibles números cuánticos correspondientes al electrón cuya notación es 3d7. Escribe la configuración electrónica del elemento que tiene este electrón como diferenciador y di de qué elemento se trata.
11. Dados los elementos A (Z = 17), B (Z = 19) y C (Z = 20): a) Escribe sus configuraciones electrónicas. b) Ordena, justificando brevemente la respuesta, esos elementos por orden creciente del tamaño de sus átomos.
12. Dados los elementos F, P, Cl y Na, ordénalos de forma creciente según: a) sus radios atómicos; b) su energía de ionización, y c) su electronegatividad

.

13. Ordena en forma creciente de tamaños los iones siguientes: F-, N3-, O2-, Li+, Be2+.
14. Indica la covalencia de los átomos de las siguientes moléculas: Br2, CO2, SO3, H2SO4, HClO.
15. Escribe las estructuras de Lewis de las siguientes especies: CHF3, NH3 y CH3OH.
16. Se tienen tres elementos A, B y C situados en el mismo periodo. Su estructura de valencia es de 1, 5 y 7 electrones, respectivamente. Indica las fórmulas y justifica el tipo predominante de los posibles compuestos que pueden formarse cuando se combinan las siguientes parejas: a) A y C.b) B y C. c) C y C.
17. Se dan las siguientes sustancias: Br2, NaCl, HBr, BaO, HNO3, MgF2. Indica cuáles presentan: a) enlaces covalentes puros; b) enlaces covalentes polares; c) enlace iónico; d) enlaces covalentes no polares

Electrones

19. Dadas las moléculas: CCl4, BF3 y PCl3: a) Representa sus estructuras de Lewis. b) Predice la geometría de cada una de ellas según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. c) Indica la polaridad de cada una de las moléculas.
20. Teniendo en cuenta la estructura y el tipo de enlace, justifica: a) El cloruro de sodio tiene punto de fusión mayor que el bromuro de sodio. b) El carbono en forma de diamante es un sólido muy duro. c) El nitrógeno molecular presenta gran estabilidad química. d) El amoniaco es una sustancia polar.
21. Indica qué tipo de fuerzas intermoleculares hay que vencer para conseguir: a) vaporizar agua; b) licuar azufre; c) vaporizar bromo.
22. ¿Cuáles de los siguientes compuestos presentan puente de hidrógeno y cuáles fuerzas de Van der Waals?: NH3, CH4, HF,CH3 COOH, H2S.
23. A partir de las estructuras electrónicas de los elementos X,Y, Z:X: 1s2 2s2 2p5; Y: 1s2 2s2 2p4; Z: 1s2 2s2 2p6 3s2 justifica la veracidad o la falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) Todos los elementos son muy electronegativos .b) Z forma con X un compuesto covalente de fórmula ZX2.c) X podría formar un compuesto predominantemente covalente con Y, de fórmula YX2.
24 .Escribe la estructura de Lewis para las moléculas NF3 y CF4.a) Dibuja la geometría de cada molécula según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. b) Razona acerca de la polaridad de ambas moléculas
25. En función del tipo de enlace, explica por qué: a) El NH3 tiene un punto de ebullición más alto que el CH4. b) El KCl tiene un punto de fusión mayor que el Cl2. c) El CH4 es insoluble en agua y el KCl es soluble.
26. Explica en cuáles de las siguientes sustancias podemos hablar de la existencia de moléculas y en cuáles de la existencia de iones: LiCl , MgF2, CO2, HF, H2O, NH3, Al, Mg, CH4.
27. Dadas las sustancias siguientes: cloro, sodio, diamante y bromuro de cesio, explica razonadamente: a) Estado físico de cada sustancia, en condiciones estándar. b) Enlace que presentan. c) Su conductividad eléctrica. d) Su solubilidad en agua.
28. Justifica las siguientes afirmaciones. a) A 25 ºC y 1 atm, el agua es un líquido y el sulfuro de hidrógeno es un gas. b) El etanol es soluble en agua y el etano no. c) En condiciones normales, flúor y cloro son gases, el bromo es líquido y el yodo sólido.
29. Para las moléculas SiF4 y CH3Cl: a) Escribe las estructuras de Lewis. b) Determina la geometría molecular utilizando la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. c) Indica, justificando brevemente la respuesta, si se trata de moléculas polares.
30. Considera las siguientes moléculas: H2O, HF, H2, CH4 y NH3. Contesta justificadamente a cada una de las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál o cuáles son polares? b) ¿Cuál presenta el enlace con mayor contribución iónica y cuál covalente? c) ¿Cuál o cuáles pueden presentar enlace de hidrógeno?
31. Dadas las siguientes sustancias: cloruro potásico, agua, cloro, sodio, amoniaco y dióxido de carbono, explica: a) Tipo de enlace que presenta cada una. b) ¿Cuáles formarán moléculas y cuáles cristales? c) ¿Cuáles presentarán momentos dipolares de enlace, cuáles de molécula y cuáles fuerzas intermoleculares?
32. Calcula la variación de entalpía en la reacción de obtención de benceno a partir de etino, según: 3 C2H2 (g) → C6H6(l) sabiendo que las entalpías estándar de formación del etino y del benceno son, respectivamente: −226,7 kJ/mol y +49 kJ/mol.
33. Las entalpías estándar de formación del propano (g), el dióxido de carbono (g) y el agua (l) son, respectivamente: −103,8; −393,5; −285,8 kJ/mol. Calcula:

a) La entalpía de la reacción de combustión del propano. b) Las calorías generadas en la combustión de una bombona de propano de 1,8 litros a 25 ºC y 4 atm de presión.
34. Teniendo en cuenta las siguientes entalpías de combustión: de carbón = −394 kJ/mol, metano (gas natural) = −890 kJ/mol, butano = −2 880 kJ/mol, octano (gasolina) = −5 460 kJ/mol. a) ¿Qué sustancia genera más calor por gramo de masa? b) ¿Qué desventajas tienen el carbón y el octano frente a los

demás? c) ¿Qué ventaja presenta el gas natural frente a los demás?
35. Un proceso industrial necesita 36 200 kJ, que se obtienen quemando, a 25 °C y 1 atm de presión, 422 L de una mezcla de etano y propano. Calcula: a) El calor de combustión del etano y del propano. b) La composición molar, en porcentaje, del gas utilizado. Datos: entalpías de formación estándar (kJ/mol):

etano (g) = −85; propano (g) = −104; dióxido de carbono (g) = −394; agua (l) = −286.
36. Los calores de combustión del 1,3-butadieno (g), el hidrógeno (g) y el butano (g) son, respectivamente: −2 540; −285,8; y −2 880 kJ/mol. Con esos datos, halla la variación de entalpía que se produce en la reacción de hidrogenación del 1,3-butadieno a butano
37. El yoduro de hidrógeno se descompone a 400 °C de acuerdo con la ecuación: 2HI (g) ↔ H2 (g) + I2 (g), siendo el valor de Kc = 0,0156. Una muestra de 0,6 moles de HI se introducen en un matraz de 1 L, y parte del HI se descompone hasta que el sistema alcanza el equilibrio. Calcula: a) La concentración de cada especie en el equilibrio. b) La Kp y la presión total en el equilibrio
38. La Kp para la reacción de descomposición del N2O4 (g) en NO2 (g) vale 0,32 a 308 K. Calcula la presión a la cual el N2O4 (g) se halla disociado en un 25 %.
39. En un recipiente de 5 litros se introduce 1 mol de SO2 y 1 mol de O2 y se calienta a 1 000 °C, estableciéndose el siguiente equilibrio: 2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g) Una vez alcanzado el equilibrio se encuentran 0,15 moles de SO2. Se pide: a) Composición de la mezcla en el equilibrio. b) El valor de Kc y Kp.
40. Se introducen 0,60 moles de tetraóxido de dinitrógeno (N2O4) en un recipiente de 10 litros a 348,2 K, estableciéndose el siguiente equilibrio: N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g) Si la presión en el equilibrio es de 2 atm, calcula: a) El grado de disociación. b) El número de moles de cada sustancia en el equilibrio. c) El valor de Kp a esa temperatura. Datos: R = 0,082 atm L/mol K
41. En un recipiente de 1,5 litros se introducen 3 moles de pentacloruro de fósforo (PCl5). Cuando se alcanza el equilibrio a 390 K, el pentacloruro de fósforo se ha disociado un 60 % según el siguiente equilibrio: PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g). Calcula: a) Las concentraciones de cada una de las especies en equilibrio. b) Kc y Kp.
42. En un recipiente cerrado y vacío de 400 mL se introducen 1,280 g de bromo y 2,032 g de yodo. Se eleva la temperatura a 150 °C y se alcanza el equilibrio:

Br2 (g) + I2 (g) ↔ 2 BrI (g) El valor de Kc para este equilibrio a 150 °C es 280.

Calcula: a) El valor de Kp para este equilibrio a 150 °C. b) La presión total en el equilibrio. c) Los gramos de yodo en el equilibrio. Datos: M (Br) = 80; (I) = 127, R = 0,082 atm L/mol K.
43. Se introducen 2 moles de COBr2 en un recipiente de 2 L y se calienta hasta 73 °C. El valor de la constante Kc, a esa temperatura, para el equilibrio: COBr2 (g) ↔ CO (g) + Br2 (g) es 0,09. Calcula en dichas condiciones: a) El número de moles de las tres sustancias en el equilibrio. b) La presión total del sistema. c) El valor de la constante Kp.
44. Ajusta las siguientes reacciones de oxidación-reducción por el método del ion-electrón: a) KMnO4 + Fe + HCl → FeCl2 + MnCl2 + KCl + H2O b) P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO c) KMnO4 + NaNO2 + H2O → MnO2 + NaNO3 + KOH d) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 e) H2O2 + CrCl3 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O f) KMnO4 + FeCl2 + HCl → MnCl2 + FeCl3 + KCl + H2O g) K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O
45. El permanganato potásico en medio ácido oxida a los sulfuros de los metales alcalinos para dar azufre elemental y Mn2+.a) Ajusta las semirreacciones de oxidación-reducción correspondientes. b) ¿Qué volumen de permanganato potásico 0,3785 M hará falta para oxidar completamente 50 mL de sulfuro sódico 1,126 M?
46 El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno (gas) y da azufre y monóxido de nitrógeno. a) Escribe la reacción ajustada. b) Determina el volumen de sulfuro de hidrógeno —medido a 60 °C y 1 atmósfera de presión— necesario para reaccionar con 500 mL de una disolución de ácido nítrico de concentración 0,20 M.
47. El ácido sulfúrico reacciona con cobre para dar sulfato de cobre (II), dióxido de azufre y agua. a) Ajusta, por el método de ion-electrón, la reacción molecular. b) ¿Qué masa de sulfato de cobre (II) se puede preparar por la acción de 8 mL de ácido sulfúrico del 96 % de riqueza en masa y densidad 1,84 g/mL sobre cobre en exceso? Datos: Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32; Cu = 63,5.
48. El dicromato potásico oxida el yoduro sódico en medio ácido sulfúrico y se origina sulfato sódico, sulfato de cromo (III) y yodo. ¿De qué molaridad será una disolución de yoduro sódico, si sabemos que 30 mL de la misma necesitan para su oxidación 60 mL de una disolución que contiene 49 g/L de dicromato potásico? (Datos: masas atómicas K = 39; Cr = 52; O =16; I = 127.)
49. El dicromato de potasio, en medio ácido, oxida los iones cloruro hasta cloro reduciéndose a sal de cromo (III). a) Escribe y ajusta por el método ion-electrón la ecuación iónica que representa el proceso anterior. b) Calcula cuántos litros de cloro, medidos a 20 °C y 1,5 atm, se pueden obtener si 20 mL de dicromato de potasio 0,20 M reaccionan con un exceso de cloruro de potasio en medio ácido. Datos: R = 0,082 atm L mol-1 K-1
50. El estaño metálico, en presencia de ácido clorhídrico, es oxidado por el dicromato potásico (K2Cr2O7) a cloruro de estaño (IV), reduciéndose el dicromato a Cr (III). a) Ajusta, por el método de ion-electrón, la ecuación molecular completa. b) Calcula la riqueza en estaño de una aleación si 1 gramo

de la misma una vez disuelta se valora, en medio ácido clorhídrico, con dicromato de potasio 0,1 M, gastándose 25 mL del mismo. Datos: Masa atómica Sn = 119.
51. El permanganato potásico, en medio ácido sulfúrico, oxida los sulfuros de metales alcalinos a azufre elemental, pasando a Mn2+. a) Ajusta las dos semirreacciones redox. b) ¿Qué volumen de permanganato potásico 0,3785 M hará falta para oxidar completamente 50 mL de sulfuro sódico 1,256 M?
52. En la reacción de aluminio con ácido clorhídrico se desprende hidrógeno. Se ponen en un matraz 30 g de aluminio del 95 % de pureza y se añaden 100 mL de un ácido clorhídrico comercial de densidad 1,170 g mL-1 y del 35 % de pureza en masa. Con estos datos, calcula: a) Cuál es el reactivo limitante.

b) El volumen de hidrógeno que se obtendrá a 25 °C y 740 mmHg. Datos: masas atómicas: Al = 27; Cl = 35,5; H = 1; R = 0,082 atm L mol-1 K-1
53 El ácido sulfúrico reacciona con cobre para dar sulfato de cobre (II), dióxido de azufre y agua. a) Ajusta, por el método de ion-electrón, la reacción molecular. b) ¿Qué masa de sulfato de cobre (II) se puede preparar por la acción de 2,94 g de ácido sulfúrico del 96 % de riqueza en masa y densidad 1,84 g/mL sobre cobre en exceso?
54. En una valoración, 31,25 mL de una disolución 0,1 M de Na2C2O4 (oxalato de sodio) en medio ácido consumen 17,38 mL de una disolución de KMnO4 de concentración desconocida. Sabiendo que el oxalato pasa a CO2 y el permanganato a Mn2+: a) Ajusta la ecuación iónica por el método de ion-electrón. b) Calcula la concentración de la disolución de KMnO4. Datos: masas atómicas: O = 16; K = 39; Mn = 55.
55. La estricnina es un potente veneno que se ha usado como raticida, cuya fórmula es C21H22N2O2. Para 1 g de estricnina, calcula: a) El número de moles de carbono. b) El número de moléculas de estricnina. c) El número de átomos de nitrógeno. (Masas atómicas: C = 12 ; N = 14 ; O = 16.)
56. Una muestra de un sulfuro de hierro de 12,1 g contiene 5,6 g de azufre. ¿Cuál es la fórmula de dicho compuesto? (Datos: masas atómicas S = 32; Fe = 55,8.)
57. Al analizar la clorofila, se comprueba que contiene un 2,7 % de magnesio. Calcula cuántos moles de magnesio habrá en2 g de clorofila. (Dato: masa atómica Mg = 24,3.)
58. Sabiendo que se emplearon 18 mL de una disolución 0,15 M de ácido clorhídrico para neutralizar 0,15 g de sosa comercial, ¿podrías indicar la pureza de la sosa analizada? (Datos: masas atómicas Na = 23; O = 16.) La reacción que tiene lugar es: HCl + NaOH → NaCl + H2O
59. Calcula la molaridad de una disolución preparada mezclando 50 mL de H2SO4 0,136 M con: a) 70 mL de H2O. b) 90 mL de H2SO4 0,068 M.
60. Se hacen pasar 60 litros de aire en c. n. a través de una disolución que contiene hidróxido de bario, y se observa que se forman 0,21 g de carbonato de bario [trioxocarbonato (IV) de bario]. A partir de estos datos, calcula el porcentaje en volumen de dióxido de carbono que contiene el aire. (Datos: masas atómicas Ba = 137,3; O = 16; C = 12.) La reacción que tiene lugar es:

CO2 + Ba (OH)2 BaCO3 + H2O
61. Calcula la cantidad necesaria de sulfato de cobre (II) pentahidratado [tetraoxosulfato (VI) de cobre (II) pentahidratado], del 80 % de pureza, para reaccionar con 20,0 g de cinc. (Datos: masas atómicas O = 16; S = 32; Cu = 63,5; Zn = 65,4.)
62. El acetileno (C2H2) reacciona con oxígeno desprendiendo gran cantidad de energía. Si partimos de una bombona con 4 kg de acetileno y otra con 5 kg de oxígeno, ¿cuál se agotará antes? ¿Qué cantidad quedará sin reaccionar de la sustancia sobrante? (Datos: masas atómicas C = 12; O = 16.)
63. Al quemar 10 g de un carbón se obtienen 16,4 L de CO2 medidos a 18 °C y 1 atm de presión. Calcula la riqueza de carbono en este carbón. (Datos: masa atómica C = 12.)
64. Se tratan 2,7 g de aluminio con una disolución de ácido sulfúrico [ácido tetraoxosulfúrico (VI)] 0,8 M. Calcula el volumen necesario de la disolución sulfúrica y el hidrógeno que se liberará, medido a 17 °C y 0,9 atm de presión. (Datos: masas atómicas Al = 27; S = 32; O = 16.)çç
65. 33,00 mg de un compuesto desconocido dan un análisis elemental de 21,60 mg de carbono, 3,00 mg de hidrógeno y 8,40 mg de nitrógeno. a) Calcula su fórmula empírica. b) Calcula su fórmula molecular sabiendo que si se vaporizan

11,0 mg del compuesto ocupan 2,53 mL medidos a 27 ºC y 740 mmHg.
66. Se hace reaccionar amoniaco con oxígeno según el siguiente proceso:

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (g) Calcula las moléculas de agua que se formarán si se parte de 15 litros de amoniaco y 15 litros de oxígeno en c. n.
67. Una muestra de 0,596 g de un compuesto gaseoso puro constituido exclusivamente por boro e hidrógeno ocupa un volumen de 484 cm3 en condiciones normales. Cuando la muestra se quema con oxígeno en exceso, todo el hidrógeno pasa a formar 1,17 g de agua, y todo el boro se encuentra en forma de óxido de boro. Obtén la fórmula del hidruro de boro inicial. (Dato: masa atómica del B = 10,8.)
68. ¿Cuál es la composición de la mezcla de gases que resulta al hacer reaccionar 2,0 litros de nitrógeno con 5,0 litros de hidrógeno para obtener amoniaco?
69. Para conocer el contenido de carbonato de calcio de un suelo, se pesan 0,5 g del mismo y se tratan con ácido clorhídrico 2 M, obteniéndose 44,8 mL de CO2 (medidos en c. n.), cloruro cálcico y agua. Calcula: a) El volumen de la disolución ácida necesario para la reacción. b) El porcentaje de carbonato cálcico del suelo. (Datos: masas atómicas C = 12; O = 16; Ca = 40.)
70. A 0 °C y 1 atm de presión se tiene, contenida en un recipiente, una mezcla de butano (C4H10) y propano (C3H8) del 88 % de butano en masa. Calcula la composición volumétrica de esta mezcla gaseosa. (Datos: masas atómicas C = 12; H = 1.) S: 84,8 % de butano y 15,2 % de propano
71. En un recipiente de hierro de 5 L se introduce aire hasta conseguir una presión interior de 0,100 atm a temperatura de 239 °C. Si se considera que todo el oxígeno reacciona y que el único proceso posible es la oxidación del hierro a óxido de hierro (II), calcula: a) La cantidad de óxido de hierro (II) que se formará. b) La presión final en el recipiente. c) La temperatura a la que habría que calentar el recipiente para que se alcance una presión final de 0,1 atm. (Datos: el aire contiene un 21 % de oxígeno gas; masas atómicas Fe = 55,8; O = 16.)
72. Al quemar 2,34 g de un hidrocarburo gaseoso se forman 7,92 g de dióxido de carbono y 1,62 g de vapor de agua. A 85 °C y 700 mm de presión la densidad del hidrocarburo es 1,63 g L-1. a) Determina la fórmula de dicho compuesto. b) ¿Qué volumen de oxígeno a 85 °C y 700 mm de presión se necesita para quemar totalmente la muestra de hidrocarburo? (Datos: masas atómicas C = 12; O = 16.)
73. Se hacen reaccionar 12,0 g de un mineral que contiene un 60,0 % de cinc con una disolución de ácido sulfúrico [ácido tetraoxosulfúrico (VI)] del 96 % de riqueza y 1,18 g/mL de densidad. Calcula la cantidad de sulfato de cinc [tetraoxosulfato (VI) de cinc] que se obtiene y el volumen de la disolución ácida necesarios para la reacción. (Datos: masas atómicas Zn = 65,4; S = 32; O = 16.)
74. Se quema totalmente una mezcla de metano (CH4) y propeno (C3H6) de 7,41 g, recogiéndose 12,6 g de agua. Calcula la composición inicial de la mezcla. (Datos: masas atómicas C = 12; O = 16.)
75. Cuando se calienta cloruro de hierro (III) hexahidratado se transforma en sal anhidra y se desprende agua. Calcula: a) El porcentaje que pierde la sal en su transformación a anhidra. b) La cantidad de sal hidratada que debería calentarse para obtener 500 g de sal anhidra. c) El volumen de vapor de agua que se desprende si el proceso de calentamiento se efectúa a 150 °C y 3 atm de presión. (Datos: masas atómicas Fe = 56; Cl = 35,5; O = 16.)
76. El DDD «rotano» es un insecticida con propiedades similares al DDT. Está formado por un 52,5 % de carbono, un 44,4 % de cloro y un 3,1 % de hidrógeno y, en estado gaseoso, una masa de 1,6 g ocupa un volumen de 140 mL medidos a 120 °C y 1,15 atm. Determina sus fórmulas empírica y molecular.
77. Determina la fórmula empírica y la fórmula molecular de un hidrocarburo, si en la combustión de 2,8 g de ese compuesto se han obtenido 8,8 g de CO2 y 3,6 g de H2O, y se sabe que su masa molar está comprendida entre 50 y 60 g/mol.
78. Determina la composición de una mezcla de metanol y etanol si la combustión de 4,45 g de la misma ha producido 7,63 g de CO2.
79. En la combustión de 5,132 g de un hidrocarburo de masa molecular de 78 u, se producen 17,347 g de CO2 y 3,556 g de H2O. Formula y nombra el hidrocarburo.
80. Un aminoácido contiene carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. En un experimento, la combustión completa de 2,175 g de ese aminoácido produjo 3,94 g de CO2 y 1,89 g de H2O. En otro experimento distinto, de 1,873 g del aminoácido se obtuvieron 0,436 g de amoniaco. Calcula: a) La fórmula empírica del aminoácido. b) Si la masa molecular es aproximadamente de 145 u, ¿cuál es su fórmula molecular?
81. Un compuesto orgánico, con una masa de 164 g/mol, está formado por carbono, hidrógeno, nitrógeno y oxígeno. Cuando se quemaron 5,00 g del compuesto, se obtuvieron 7,86 g de dióxido de carbono y 1,07 g de agua; el nitrógeno desprendido, recogido sobre agua a 1 030 mmHg y 40 °C, ocupaba un volumen de 1 200 cm3. Determina la fórmula molecular del compuesto. (Dato: Presión de vapor del agua a 40 °C = 55 mmHg.)
82. a) ¿Cuántos gramos de hidróxido de potasio se necesitan para preparar 250 mL de una disolución acuosa de pH = 13? b) Calcule los mL de una disolución 0,2 M de ácido clorhídrico que serán necesarios para neutralizar 50 mL de la disolución indicada en el apartado a).
83. Se añaden 7 g de amoníaco a la cantidad de agua necesaria para obtener 500 mL de disolución. Calcule el pH de la disolución resultante. Calcule el grado de ionización del amoníaco. Datos: Kb = 1,5.10-5. Masas atómicas: H = 1; N = 14.
84. a) Calcule el pH de una disolución que contiene 2 g de hidróxido de sodio en 200 mL de la misma. Si se diluye la disolución anterior hasta 2 litros, ¿cuál sería el nuevo pH de la disolución? b) Calcule el volumen de disolución de ácido nítrico 0,1M necesario para neutralizar 10 mL de la disolución inicial no diluida. Masas atómicas: H = l; O = 16; Na = 23.
85. ¿Cuál es el pH de la disolución que resulta al mezclar 25 mL de disolución 0,4 M de ácido nítrico con 55 mL de disolución 0,3 M de hidróxido de sodio?
86. Se tienen dos disoluciones, una obtenida disolviendo 0,6 g de hidróxido de sodio en 100 ml de agua y otra de ácido sulfúrico 0,25 M. ¿Cuál es el pH de cada disolución? ¿Qué pH tendrá una disolución obtenida al mezclar 50 mL de cada una? Datos: Masas atómicas: H = 1; O = 16; Na = 23
87. a) ¿Cuál es el pH de 50 mL de una disolución 0,1 M de NaOH?

  1. ¿Cuál será el pH de la disolución que resulta al añadir agua a la anterior hasta que el volumen resultante sea diez veces mayor?

  2. ¿Cuál será el pH de 100 mL de una disolución 0,01 M de HCl?


88. De un frasco que contiene el producto comercial "agua fuerte" (HCl del 25 % en peso y densidad 1,09 g/mL), se toman con una pipeta 20 mL y se vierten en un matraz aforado de 200 mL, enrasado con agua hasta ese volumen. Calcule: El pH de la disolución diluida. ¿Qué volumen de una disolución de NaOH 0,5 M será necesario para neutralizar 20 mL de la disolución diluida? Masas atómicas: H = 1; Cl = 35,5.
89. La concentración de HCl de un jugo gástrico es 0,15 M. ¿Cuántos gramos de HCl hay en 100 mL, de ese jugo? ¿Qué masa de hidróxido de aluminio, Al(OH)3, será necesa­rio para neutralizar el ácido anterior? Masas atómicas: H = 1; O = 16; Al = 27; Cl = 35'5.
90. Calcule los gramos de ácido acético CH3COOH que se deben disolver en para obtener 500 mL de una disolución que tenga un pH = 2,72.

similar:

Repaso de química 1º bachiller 2014 iconPrograma de química 5º AÑo bachiller cpem nº 23 2014

Repaso de química 1º bachiller 2014 iconDepartamento de ciencias: química 2º bachiller

Repaso de química 1º bachiller 2014 iconPrograma de química cuarto año bachiller

Repaso de química 1º bachiller 2014 iconFÍsica y química 1º Bachiller Prueba 2 (1ª evaluación)

Repaso de química 1º bachiller 2014 iconFÍsica y química 1º Bachiller Global 1 (diciembre de 2011)

Repaso de química 1º bachiller 2014 iconProblemas de repaso tema 2 química ib ns

Repaso de química 1º bachiller 2014 iconRepaso de quimica – segundo bimestre

Repaso de química 1º bachiller 2014 iconTaller de Repaso: Química Orgánica Grado: 12°

Repaso de química 1º bachiller 2014 iconRepaso de ciencias enfasis en quimica, bloque I

Repaso de química 1º bachiller 2014 iconRepaso verano física – quimica 2016


Medicina



Todos los derechos reservados. Copyright © 2015
contactos
med.se-todo.com